Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
Тип файла:
ppt / pptx (powerpoint)
Всего слайдов:
13 слайдов
Для класса:
1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
Размер файла:
432.00 kB
Просмотров:
150
Скачиваний:
2
Автор:
неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№1 слайд![Аналитические химические](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img0.jpg)
Содержание слайда: Аналитические химические реакции. Классификация аналитических химических реакций
Многообразие химических аналитических реакций сводится к следующим 4-м основным классам:
1) Кислотно-основные реакции
2) Окислительно-восстановительные реакции (редокс-реакции)
3) Осаждения – растворения
4) Комплексообразования
№2 слайд![Запишем уравнение обратимости](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img1.jpg)
Содержание слайда: Запишем уравнение обратимости в общем виде:
Запишем уравнение обратимости в общем виде:
В ходе экспериментальных наблюдений установлено, что скорость химической реакции в каждый ее момент прямо пропорциональна молярным концентрациям реагирующих веществ. Тогда скорость прямой реакции:
,
где V1 – скорость прямой химической реакции; k1 – константа скорости;
СA, CB – молярные концентрации.
Скорость обратной реакции
Т.к. в состоянии равновесия ,
то
[ ] обозначены молярные концентрации в состоянии равновесия, когда число образующихся в единицу времени молекул С и D становится равным числу получающихся из них молекул A и B.
№3 слайд![Уравнение можно записать в](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img2.jpg)
Содержание слайда: Уравнение (13) можно записать в другой форме и получить выражение для константы равновесия (К):
Уравнение (13) можно записать в другой форме и получить выражение для константы равновесия (К):
В реальных растворах вместо концентрации вводится понятие активности
Величина K характеризует сдвиг равновесия обратимой химической реакции в прямом или обратном направлении:
при K > 1 V1 > V2 , равновесие сдвинуто вправо;
при K < 1 V2 > V1 , равновесие сдвинуто влево;
при K = 1 V2 = V1 , состояние равновесия.
№4 слайд![Применение кислотно-основных](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img3.jpg)
Содержание слайда: Применение кислотно-основных реакций в аналитической химии
Кислотно-основные аналитические реакции делятся на:
1) Кислотно-основное взаимодействие в чистом растворителе;
2) Взаимодействие кислоты или основания с растворителем, т.е. диссоциация;
3) Буферное взаимодействие;
4) Гидролиз солей;
5) Взаимодействие кислоты с основанием (реакция нейтрализации).
№5 слайд![Кислотно-основное](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img4.jpg)
Содержание слайда: Кислотно-основное взаимодействие в чистом растворителе
Кислотно-основное взаимодействие в чистом растворителе можно представить следующим образом:
,
или в сокращенной форме:
,
,
где H3O+ - ион гидроксония;
С2H5O- - лиат-ион;
С2H5OH2+ - лионий-ион;
Запишем выражение для константы равновесия реакции диссоциации воды – реакция (3). В данном случае она называется константой диссоциации
.
№6 слайд![Величина K очень мала, что](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img5.jpg)
Содержание слайда: Величина K очень мала, что говорит о том, что H2O очень слабый электролит, плохо диссоциирует на ионы. Равновесие смещено влево,
Величина K очень мала, что говорит о том, что H2O очень слабый электролит, плохо диссоциирует на ионы. Равновесие смещено влево,
,
поэтому
Произведение равновесных концентраций ионов H+ и OH- при данной температуре есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды.
Если перейти от чистого растворителя к концентрированным растворам электролитов должно быть выражено через активности, а не концентрации. Активность – это некоторая эффективная концентрация, пропорциональная фактической концентрации вещества
№7 слайд![](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img6.jpg)
№8 слайд![Умножим правую и левую части](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img7.jpg)
Содержание слайда: Умножим правую и левую части уравнения (13) на (-1)
Умножим правую и левую части уравнения (13) на (-1)
При 25 oC
Для чистой воды и pH=pOH=7 – нейтральный раствор.
pH < 7 - кислый раствор;
pH > 7 - щелочной раствор.
№9 слайд![Взаимодействие кислоты или](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img8.jpg)
Содержание слайда: Взаимодействие кислоты или основания с растворителем – диссоциация кислот и оснований
Диссоциация кислоты
Упрощенная запись
Диссоциация основания
или
№10 слайд![Приведенные выше равновесия в](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img9.jpg)
Содержание слайда: Приведенные выше равновесия в системе кислота – растворитель, основание – растворитель описываются константами равновесия, называемыми константами диссоциации.
Приведенные выше равновесия в системе кислота – растворитель, основание – растворитель описываются константами равновесия, называемыми константами диссоциации.
Для кислоты
Для основания
Ka и Kв служат мерой силы электролитов. Чем больше Ka и Kв, тем сильнее электролит.
Для сильных электролитов (кислот и оснований) Ka >> 1, Kв >> 1. Кислоты (HCl, HClO4, HNO3, H2SO4) и основания (NaOH, KOH), все соли диссоциируют нацело. Понятием Ka, Kв пользуются на практике только для слабых кислот (органические кислоты) и слабых оснований (NH4OH, пиридин и другие).
№11 слайд![Вычисление рН растворов](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img10.jpg)
Содержание слайда: Вычисление рН растворов кислот, оснований в связи с их диссоциацией
№12 слайд![](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img11.jpg)
№13 слайд![](/documents_6/1311dcb5e3c1fec5b42587ec25f0d588/img12.jpg)